Скорость химических реакций. Лекция 5 презентация

Содержание

Слайд 2

Гомогенные реакции
N2(г) + O2(г) = 2NO(г)

Гетерогенные реакции
Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)

Гомогенные реакции N2(г) + O2(г) = 2NO(г) Гетерогенные реакции Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)

Слайд 3

Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу

времени.
Для реакции: аА + bВ → cС + dD

«–» расчет по концентрации исходных веществ
Δс < 0
«+» расчет по концентрации продуктов Δс > 0

Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу

Слайд 4

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ:

природа реагирующих веществ,
их концентрации,
характер реакции

(гомогенная или гетерогенная реакции),
давление (для реакций протекающих в газовой среде),
температура,
облучение,
катализаторы,
площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций),
перемешивание.

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ: природа реагирующих веществ, их концентрации, характер реакции

Слайд 5

Влияние природы реагирующих веществ
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
Cl– + Ag+

= AgCl↓
H2 + F2 = 2HF – протекает очень быстро, со взрывом при комнатной t.
H2 + Br2 = 2HBr – протекает медленно, даже при нагревании.

Влияние природы реагирующих веществ NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3 Cl– +

Слайд 6

Зависимость скорости реакции от концентрации.
З-н действия масс
(1867, Гильдберг, Вааге)
nА + mВ → cС

+ dD
V = k[A]n[B]m
k – константа скорости реакции;
[A] и [B] – концентрации исходных веществ А и В.

Зависимость скорости реакции от концентрации. З-н действия масс (1867, Гильдберг, Вааге) nА +

Слайд 7

Примеры.
V = k[A]n[В]m

Fe2O3 (к) + 3H2 (г) = 2Fe + 3H2O (г)
V

= k[H2]3

N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г)
V = k[N2][H2]3

Если [A] = [B] = 1 моль/л, то k = V

Примеры. V = k[A]n[В]m Fe2O3 (к) + 3H2 (г) = 2Fe + 3H2O

Слайд 8

Зависимость скорости реакции от температуры
Правило Вант-Гоффа

Vt1 и Vt2 – скорость реакции при

температуре t1 и t2 (t2 > t1);
γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры Правило Вант-Гоффа Vt1 и Vt2 – скорость реакции

Слайд 9

Пример.
Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до

40оС, если γ = 3.

Решение:

Пример. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 10

Слайд 10

Теория активации Аррениуса

Н2 + I2 ⇄ 2HI

H I H … I H − I
|

+ | ⇄ ⇄
H I H … I H − I
AK

Теория активации Аррениуса Н2 + I2 ⇄ 2HI H I H … I

Слайд 11

Е1а – энергия активации обратимой реакции
Е1а – Еа = ΔН, где ΔН –

тепловой эффект реакции

Е1а – энергия активации обратимой реакции Е1а – Еа = ΔН, где ΔН

Слайд 12

А – постоянный множитель, не зависящий от температуры;
Еа – энергия активации;
R –

универсальная газовая постоянная.

Формула Аррениуса

А – постоянный множитель, не зависящий от температуры; Еа – энергия активации; R

Слайд 13

гомогенный катализ

гетерогенный катализ

2H2O2

Влияние катализатора на скорость химической реакции

2H2O + O2

гомогенный катализ гетерогенный катализ 2H2O2 Влияние катализатора на скорость химической реакции 2H2O + O2

Слайд 14

А + B → AB Еа1
A + К → AК
AК + B →

AB + К
А + B → AB Еа2

Еа1 > Еа2

А + B → AB Еа1 A + К → AК AК +

Слайд 15

0,5O2 + NO = NO2
NO2 + SO2 = SO3 + NO

Пример.

SO2 + 0,5O2

= SO3

NO

0,5O2 + NO = NO2 NO2 + SO2 = SO3 + NO Пример.

Слайд 16

Механизм химических реакций
простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 кДж/моль
Одномолекулярная (мономолекулярная)


СаСО3 → СаО + СО2
Двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI → H2 + I2
Трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H2 → NO2 + H2O

Механизм химических реакций простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 кДж/моль Одномолекулярная

Слайд 17

ионные реакции
Cl– + Ag+ = AgCl↓
Еакт = 0 – 80

кДж/моль

ионные реакции Cl– + Ag+ = AgCl↓ Еакт = 0 – 80 кДж/моль

Слайд 18

радикальные (цепные) реакции

радикальные (цепные) реакции

Слайд 19

Химическое равновесие

3H2 + N2 ⇄ 2NH3
CO+H2 ⇄CO2+H2O

→ прямая реакция
← обратная реакция
Обратимые реакции

Необратимые

реакции
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Химическое равновесие 3H2 + N2 ⇄ 2NH3 CO+H2 ⇄CO2+H2O → прямая реакция ←

Слайд 20

аА + вВ

сС + dD

=

[A]a [B]b

=

[C]c [D]d

В условиях

равновесия
(помнить, что ΔrG=0)

=

и

[A]a [B]b =

[C]c [D]d

аА + вВ сС + dD = [A]a [B]b = [C]c [D]d В

Слайд 21

Слайд 22

Принцип Ле Шателье-Брауна (1884)

Исходное состояние
V1=V2
C1, С2, С3

Промежуточное состояние
V’1>V’2
или V’1

3H2 + N2 ⇄ 2NH3

V1

V2

Конечное

состояние
V”1=V”2
C1”≠ C1
C2”≠ C2
C3”≠ C3

Принцип Ле Шателье-Брауна (1884) Исходное состояние V1=V2 C1, С2, С3 Промежуточное состояние V’1>V’2

Слайд 23

Влияние концентрации

оксихлорид висмута
+H2O равновесие смещается → (образуется BiOCl)
2) +HCl смещение равновесия ←

(образуется BiCl3)

BiOCl + 2HCl

BiCl3 + H2O

Влияние концентрации оксихлорид висмута +H2O равновесие смещается → (образуется BiOCl) 2) +HCl смещение

Слайд 24

Для прямой экзотермической реакции ΔHо < 0
При ↑ t равновесие смещается ←
При ↓

t смещение равновесия →

ΔrΗпрям = –92 кДж/моль
Прямая реакция экзотермическая

Влияние температуры

3H2 + N2 ⇄ 2NH3

Для прямой экзотермической реакции ΔHо При ↑ t равновесие смещается ← При ↓

Слайд 25

Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0
При ↑ t смещение равновесия →
При ↓

t равновесие смещается ←

Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0 При ↑ t смещение равновесия →

Слайд 26

Влияние давления

3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г)

4 моля газа 2 моля газа

При ↑ P смещение равновесия


При ↓ P равновесие смещается ←

V1 > V2

Влияние давления 3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г) 4 моля газа 2 моля газа При

Слайд 27

СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г)

=

Р
равновесие смещается →

↑ Р

[СО2]

смещение равновесия ←

СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г) = Р равновесие смещается → ↑ Р [СО2] смещение равновесия ←

Слайд 28

Пример.
В каком направлении должно смещаться равновесие реакции:

N2O4 (г)

2NO2 (г),

При:
а)

добавлении N2O4;
б) удалении NO2;
в) повышении давления;
г) увеличении объема;
д) понижении температуры.

ΔHо > 0

Пример. В каком направлении должно смещаться равновесие реакции: N2O4 (г) 2NO2 (г), При:

Имя файла: Скорость-химических-реакций.-Лекция-5.pptx
Количество просмотров: 87
Количество скачиваний: 1